3.3.1 Ковалентна връзка е двуцентрова, двуелектронна връзка, образувана поради припокриването на електронни облаци, носещи несдвоени електрони с антипаралелни спинове. По правило се образува между атоми на един химичен елемент.
Количествено се характеризира с валентност. Валентност на елемента - това е способността му да образува определен брой химични връзки поради свободни електрони, разположени в атомната валентна лента.
Ковалентната връзка се образува само от двойка електрони, разположени между атомите. Нарича се разделен чифт. Останалите двойки електрони се наричат несподелени двойки. Те запълват черупките и не участват в свързването.Връзката между атомите може да се осъществява не само от една, но и от две и дори три разделени двойки. Такива връзки се наричат двойно и т.н swarm - множество връзки.
3.3.1.1 Ковалентна неполярна връзка. Нарича се връзка, постигната чрез образуването на електронни двойки, които принадлежат еднакво на двата атома ковалентен неполярен. Това се случва между атоми с практически еднаква електроотрицателност (0,4 > ΔEO > 0) и, следователно, равномерно разпределение на електронната плътност между ядрата на атомите в хомонуклеарните молекули. Например H 2, O 2, N 2, Cl 2 и др. Диполният момент на такива връзки е нула. CH връзката в наситени въглеводороди (например в CH 4) се счита за практически неполярна, т.к. ΔEO = 2,5 (С) - 2,1 (Н) = 0,4.
3.3.1.2 Ковалентна полярна връзка.Ако една молекула е образувана от два различни атома, тогава зоната на припокриване на електронни облаци (орбитали) се измества към един от атомите и такава връзка се нарича полярен . С такава връзка вероятността за намиране на електрони близо до ядрото на един от атомите е по-висока. Например HCl, H 2 S, PH 3.
Полярна (несиметрична) ковалентна връзка - свързване между атоми с различна електроотрицателност (2 > ΔEO > 0,4) и асиметрично разпределение на общата електронна двойка. Обикновено се образува между два неметала.
Електронната плътност на такава връзка се измества към по-електроотрицателен атом, което води до появата на частичен отрицателен заряд (делта минус) върху него и частичен положителен заряд (делта плюс) върху по-малко електроотрицателен атом.
C Cl C O C N O H C Mg .
Посоката на изместване на електрона също е обозначена със стрелка:
CCl, CO, CN, OH, CMg.
Колкото по-голяма е разликата в електроотрицателността на свързаните атоми, толкова по-висока е полярността на връзката и толкова по-голям е нейният диполен момент. Допълнителни сили на привличане действат между частични заряди с противоположен знак. Следователно, колкото по-полярна е връзката, толкова по-силна е тя.
С изключение поляризуемост ковалентна връзка притежава имота насищане – способността на атома да образува толкова ковалентни връзки, колкото има енергийно достъпни атомни орбитали. Третото свойство на ковалентната връзка е нейното посока.
3.3.2 Йонно свързване. Движещата сила зад неговото формиране е същото желание на атомите за октетната обвивка. Но в някои случаи такава "октетна" обвивка може да възникне само когато електроните се прехвърлят от един атом към друг. Следователно, като правило, между метал и неметал се образува йонна връзка.
Да разгледаме като пример реакцията между натриеви (3s 1) и флуорни (2s 2 3s 5) атоми. Разлика в електроотрицателността на NaF съединение
EO = 4,0 - 0,93 = 3,07
Натрият, отдавайки своя 3s 1 електрон на флуора, става Na + йон и остава със запълнена обвивка 2s 2 2p 6, което съответства на електронната конфигурация на неоновия атом. Флуорът придобива точно същата електронна конфигурация, като приема един електрон, донесен от натрия. В резултат на това между противоположно заредените йони възникват електростатични сили на привличане.
Йонна връзка - екстремен случай на полярна ковалентна връзка, основана на електростатичното привличане на йони. Такава връзка възниква, когато има голяма разлика в електроотрицателността на свързаните атоми (EO > 2), когато по-малко електроотрицателен атом почти напълно отдава валентните си електрони и се превръща в катион, а друг, по-електроотрицателен атом, се присъединява тези електрони и се превръща в анион. Взаимодействието на йони с противоположен знак не зависи от посоката, а силите на Кулон нямат свойството на насищане. Поради това йонна връзка няма пространствено фокус И насищане , тъй като всеки йон е свързан с определен брой противойони (йонно координационно число). Следователно съединенията с йонна връзка нямат молекулярна структура и са твърди вещества, които образуват йонни кристални решетки, с високи точки на топене и кипене, те са силно полярни, често подобни на соли и електропроводими във водни разтвори. Например MgS, NaCl, A 2 O 3. Практически няма съединения с чисто йонни връзки, тъй като определено количество ковалентност винаги остава поради факта, че не се наблюдава пълен трансфер на един електрон към друг атом; в най-„йонните“ вещества делът на йонността на връзката не надвишава 90%. Например, в NaF поляризацията на връзката е около 80%.
В органичните съединения йонните връзки са доста редки, т.к Въглеродният атом няма тенденция нито да губи, нито да получава електрони, за да образува йони.
Валентност много често се характеризират елементи в съединения с йонни връзки степен на окисление , което от своя страна съответства на стойността на заряда на йона на елемента в дадено съединение.
Степен на окисление - това е конвенционален заряд, който атомът придобива в резултат на преразпределението на електронната плътност. Количествено се характеризира с броя на електроните, изместени от по-малко електроотрицателен елемент към по-електроотрицателен. Положително зареден йон се образува от елемента, който се е отказал от своите електрони, а отрицателен йон се образува от елемента, който е приел тези електрони.
Елементът, разположен в най-висока степен на окисление (максимално положителен), вече се е отказал от всички свои валентни електрони, разположени в AVZ. И тъй като техният брой се определя от номера на групата, в която се намира елементът, тогава най-висока степен на окисление за повечето елементи и ще бъдат равни номер на групата . Относно най-ниска степен на окисление (максимално отрицателен), тогава се появява по време на образуването на осемелектронна обвивка, т.е. в случай, че AVZ е напълно запълнен. За неметали изчислява се по формулата Номер на групата – 8 . За метали равна на нула , тъй като не могат да приемат електрони.
Например AVZ на сярата има формата: 3s 2 3p 4. Ако един атом отдаде всичките си електрони (шест), той ще придобие най-високата степен на окисление +6 , равен на номера на групата VI , ако са необходими двете, необходими за завършване на стабилната обвивка, тя ще придобие най-ниското състояние на окисление –2 , равна на Номер на групата – 8 = 6 – 8= –2.
3.3.3 Метална връзка.Повечето метали имат редица свойства, които са общи по природа и се различават от свойствата на други вещества. Такива свойства са относително високи температури на топене, способност за отразяване на светлина и висока топлинна и електрическа проводимост. Тези особености се обясняват с наличието на особен вид взаимодействие в металите – метална връзка.
В съответствие с позицията си в периодичната таблица металните атоми имат малък брой валентни електрони, които са доста слабо свързани с техните ядра и могат лесно да бъдат отделени от тях. В резултат на това в кристалната решетка на метала се появяват положително заредени йони, локализирани в определени позиции на кристалната решетка, и голям брой делокализирани (свободни) електрони, движещи се относително свободно в полето на положителните центрове и комуникиращи между всички метали. атоми поради електростатично привличане.
Това е важна разлика между металните връзки и ковалентните връзки, които имат строга ориентация в пространството. Силите на свързване в металите не са локализирани или насочени и свободните електрони, образуващи „електронен газ“, причиняват висока топлинна и електрическа проводимост. Следователно в този случай е невъзможно да се говори за посоката на връзките, тъй като валентните електрони са разпределени почти равномерно в целия кристал. Това обяснява, например, пластичността на металите, т.е. възможността за изместване на йони и атоми във всяка посока
3.3.4 Донорно-акцепторна връзка. В допълнение към механизма на образуване на ковалентна връзка, според който споделена електронна двойка възниква от взаимодействието на два електрона, има и специален донорно-акцепторен механизъм . Състои се във факта, че ковалентна връзка се образува в резултат на прехода на вече съществуваща (самотна) електронна двойка донор (доставчик на електрони) за обща употреба на донора и акцептор (доставчик на свободна атомна орбитала).
Веднъж образуван, той не се различава от ковалентния. Донорно-акцепторният механизъм е добре илюстриран от схемата за образуване на амониевия йон (Фигура 9) (звездичките показват електроните на външното ниво на азотния атом):
Фигура 9 - Схема на образуване на амониев йон
Електронната формула на ABZ на азотния атом е 2s 2 2p 3, т.е. има три несдвоени електрона, които влизат в ковалентна връзка с три водородни атома (1s 1), всеки от които има един валентен електрон. В този случай се образува амонячна молекула NH3, в която се запазва несподелената електронна двойка на азота. Ако водороден протон (1s 0), който няма електрони, се приближи до тази молекула, тогава азотът ще прехвърли своята двойка електрони (донор) към тази водородна атомна орбитала (акцептор), което води до образуването на амониев йон. При него всеки водороден атом е свързан с азотен атом чрез обща електронна двойка, едната от които е реализирана чрез донорно-акцепторен механизъм. Важно е да се отбележи, че H-N връзките, образувани по различни механизми, нямат разлики в свойствата. Това явление се дължи на факта, че в момента на образуване на връзка орбиталите на 2s и 2p електроните на азотния атом променят формата си. В резултат на това се появяват четири орбитали с абсолютно еднаква форма.
Донорите обикновено са атоми с голям брой електрони, но с малък брой несдвоени електрони. За елементи от период II, в допълнение към азотния атом, такава възможност е налична за кислорода (две несподелени двойки) и флуора (три несподелени двойки). Например, водородният йон H + във водни разтвори никога не е в свободно състояние, тъй като хидрониевият йон H 3 O + винаги се образува от водни молекули H 2 O и йонът H + Хидрониевият йон присъства във всички водни разтвори , въпреки че за по-лесно изписване е запазен символ H+.
3.3.5 Водородна връзка. Водороден атом, свързан със силно електроотрицателен елемент (азот, кислород, флуор и т.н.), който „дърпа“ обща електронна двойка върху себе си, изпитва липса на електрони и придобива ефективен положителен заряд. Следователно той може да взаимодейства с несподелена електронна двойка на друг електроотрицателен атом (който придобива ефективен отрицателен заряд) на същата (вътремолекулна връзка) или друга молекула (междумолекулна връзка). В резултат на това има водородна връзка , което е обозначено графично с точки:
Тази връзка е много по-слаба от другите химични връзки (енергията на нейното образуване е 10 – 40 kJ/mol) и има предимно частично електростатичен, частично донорно-акцепторен характер.
Водородната връзка играе изключително важна роля в биологичните макромолекули, като неорганични съединения като H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Например O-H връзките в H2O са забележимо полярни по природа, с излишък от отрицателен заряд – на кислородния атом. Водородният атом, напротив, придобива малък положителен заряд + и може да взаимодейства с несподелените двойки електрони на кислородния атом на съседна водна молекула.
Взаимодействието между водните молекули се оказва доста силно, така че дори във водната пара има димери и тримери от състава (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 и т.н. В разтворите дълги вериги от асоциирани на този тип може да се появи:
защото кислородният атом има две несподелени двойки електрони.
Наличието на водородни връзки обяснява високите температури на кипене на водата, алкохолите и карбоксилните киселини. Поради водородните връзки водата се характеризира с толкова високи температури на топене и кипене в сравнение с H 2 E (E = S, Se, Te). Ако нямаше водородни връзки, тогава водата щеше да се стопи при –100 °C и да кипи при –80 °C. Типични случаи на асоцииране се наблюдават за алкохоли и органични киселини.
Водородните връзки могат да възникнат както между различни молекули, така и в рамките на една молекула, ако тази молекула съдържа групи с донорни и акцепторни способности. Например, вътремолекулните водородни връзки играят основна роля в образуването на пептидни вериги, които определят структурата на протеините. Н-връзките влияят на физичните и химичните свойства на веществото.
Атомите на други елементи не образуват водородни връзки , тъй като силите на електростатично привличане на противоположните краища на диполите на полярните връзки (O-H, N-H и т.н.) са доста слаби и действат само на къси разстояния. Водородът, който има най-малкия атомен радиус, позволява на такива диполи да се приближат толкова много, че привличащите сили да станат забележими. Никой друг елемент с голям атомен радиус не е способен да образува такива връзки.
3.3.6 Сили на междумолекулно взаимодействие (сили на Ван дер Ваалс). През 1873 г. холандският учен И. Ван дер Ваалс предполага, че съществуват сили, които предизвикват привличане между молекулите. Тези сили по-късно бяха наречени сили на Ван дер Ваалс – най-универсалният тип междумолекулна връзка. Енергията на ван дер Ваалсовата връзка е по-малка от тази на водородната връзка и възлиза на 2–20 kJ/∙mol.
В зависимост от начина на възникване силите се разделят на:
1) ориентационни (дипол-дипол или йон-дипол) - възникват между полярни молекули или между йони и полярни молекули. Когато полярните молекули се приближават една към друга, те се ориентират така, че положителната страна на единия дипол да е ориентирана към отрицателната страна на другия дипол (Фигура 10).
|
Фигура 10 - Ориентационно взаимодействие |
||||
2) индукция (дипол - индуциран дипол или йонно - индуциран дипол) - възникват между полярни молекули или йони и неполярни молекули, но способни на поляризация. Диполите могат да повлияят на неполярни молекули, превръщайки ги в посочени (индуцирани) диполи. (Фигура 11).
|
Фигура 11 - Индуктивно взаимодействие |
||||
3) дисперсионни (индуциран дипол - индуциран дипол) - възникват между неполярни молекули, способни на поляризация. Във всяка молекула или атом на благороден газ възникват колебания в електрическата плътност, което води до появата на мигновени диполи, които от своя страна предизвикват мигновени диполи в съседни молекули. Движението на моментните диполи става последователно, тяхното появяване и разпадане се случват синхронно. В резултат на взаимодействието на мигновени диполи енергията на системата намалява (Фигура 12).
|
Фигура 12 - Дисперсионно взаимодействие |
|||||||
Моля, помогнете ми да реша химията. Посочете вида на връзката в молекулите NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... и получили най-добрия отговор
Отговор от Олга Лябина [гуру]
1) NH3 тип връзка cov. полярен. Три несдвоени електрона на азота и един на водорода участват в образуването на връзка. Няма пи връзки. sp3 хибридизация. Формата на молекулата е пирамидална (една орбитала не участва в хибридизацията, тетраедърът се превръща в пирамида)
CaCl2 типът връзка е йонен. Образуването на връзка включва два калциеви електрона в s-орбиталата, които приемат два хлорни атома, завършвайки третото им ниво. без pi връзки, тип хибридизация sp. те са разположени в пространството под ъгъл от 180 градуса
Типът връзка Al2O3 е йонна. Три електрона от s и p орбиталите на алуминия участват в образуването на връзката, която кислородът приема, завършвайки нейното второ ниво. O=Al-O-Al=O. Между кислорода и алуминия има пи връзки. sp тип хибридизация най-вероятно.
BaS типът връзка е йонна. два електрона на бария се приемат от сярата. Ba=S е една пи връзка. хибридизация sp. Плоска молекула.
2) AgNO3
среброто се редуцира на катода
K Ag+ + e = Ag
водата се окислява на анода
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
според закона на Фарадей (каквото и да е...) масата (обема) на веществото, освободено на катода, е пропорционално на количеството електричество, преминаващо през разтвора
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l
Отговор от 2 отговора[гуру]
Здравейте! Ето селекция от теми с отговори на вашия въпрос: Помогнете ми да реша химията, моля. Посочете вида на връзката в молекулите NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...
.
Знаете, че атомите могат да се комбинират помежду си, за да образуват както прости, така и сложни вещества. В този случай се образуват различни видове химични връзки: йонни, ковалентни (неполярни и полярни), метални и водородни.Едно от най-съществените свойства на атомите на елементите, което определя какъв вид връзка се образува между тях - йонна или ковалентна - Това е електроотрицателност, т.е. способността на атомите в едно съединение да привличат електрони.
Условна количествена оценка на електроотрицателността се дава от скалата на относителната електроотрицателност.
По периоди има обща тенденция електроотрицателността на елементите да нараства, а по групи - да намалява. Елементите са подредени в редица според тяхната електроотрицателност, на базата на която може да се сравни електроотрицателността на елементи, разположени в различни периоди.
Видът на химическата връзка зависи от това колко голяма е разликата в стойностите на електроотрицателността на свързващите атоми на елементите. Колкото повече атомите на елементите, образуващи връзката, се различават по електроотрицателност, толкова по-полярна е химическата връзка. Невъзможно е да се направи рязка граница между видовете химични връзки. В повечето съединения типът на химичната връзка е междинен; например силно полярна ковалентна химична връзка е близка до йонна връзка. В зависимост от това кой от ограничаващите случаи химичната връзка е по-тясна по природа, тя се класифицира като йонна или ковалентна полярна връзка.
Йонна връзка.Йонната връзка се образува от взаимодействието на атоми, които рязко се различават един от друг по електроотрицателност.Например типичните метали литий (Li), натрий (Na), калий (K), калций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba) образуват йонни връзки с типичните неметали, главно халогени.
В допълнение към халидите на алкални метали, йонни връзки се образуват и в съединения като основи и соли. Например в натриев хидроксид (NaOH) и натриев сулфат (Na 2 SO 4) йонни връзки съществуват само между натриеви и кислородни атоми (останалите връзки са полярни ковалентни).
Ковалентна неполярна връзка.При взаимодействие на атоми с еднаква електроотрицателност се образуват молекули с ковалентна неполярна връзка.Такава връзка съществува в молекулите на следните прости вещества: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Химичните връзки в тези газове се образуват чрез споделени електронни двойки, т.е. когато съответните електронни облаци се припокриват, поради електронно-ядреното взаимодействие, което възниква, когато атомите се приближават един към друг.
При съставянето на електронни формули на веществата трябва да се помни, че всяка обща електронна двойка е условно изображение на повишена електронна плътност в резултат на припокриването на съответните електронни облаци.
Ковалентна полярна връзка.Когато атомите взаимодействат, стойностите на електроотрицателността на които се различават, но не рязко, общата електронна двойка се измества към по-електроотрицателен атом.Това е най-разпространеният тип химична връзка, открита както в неорганични, така и в органични съединения.
Ковалентните връзки също така напълно включват тези връзки, които се образуват от донорно-акцепторен механизъм, например в хидрониеви и амониеви йони.
Метална връзка.
Връзката, която се образува в резултат на взаимодействието на относително свободни електрони с метални йони, се нарича метална връзка.Този тип връзка е характерен за прости вещества - метали.
Същността на процеса на образуване на метална връзка е следната: металните атоми лесно се отказват от валентни електрони и се превръщат в положително заредени йони. Относително свободни електрони, отделени от атома, се движат между положителните метални йони. Между тях възниква метална връзка, т.е. електроните, така да се каже, циментират положителните йони на кристалната решетка на металите.
Водородна връзка.
Връзка, която се образува между водородните атоми на една молекула и атом на силно електроотрицателен елемент(O,N,F) друга молекула се нарича водородна връзка.
Може да възникне въпросът: защо водородът образува такава специфична химична връзка?
Това се обяснява с факта, че атомният радиус на водорода е много малък. Освен това, когато измества или напълно отдава единствения си електрон, водородът придобива относително висок положителен заряд, поради което водородът на една молекула взаимодейства с атоми на електроотрицателни елементи, които имат частичен отрицателен заряд, който влиза в състава на други молекули (HF , H2O, NH3).
Нека да разгледаме някои примери. Обикновено представяме състава на водата с химическата формула H 2 O. Това обаче не е съвсем точно. Би било по-правилно да се обозначи съставът на водата с формулата (H 2 O) n, където n = 2,3,4 и т.н. Това се обяснява с факта, че отделните водни молекули са свързани една с друга чрез водородни връзки .
Водородните връзки обикновено се означават с точки. Той е много по-слаб от йонните или ковалентните връзки, но по-силен от обикновените междумолекулни взаимодействия.
Наличието на водородни връзки обяснява увеличаването на обема на водата с понижаване на температурата. Това се дължи на факта, че с понижаване на температурата молекулите стават по-здрави и следователно плътността на тяхната „опаковка“ намалява.
При изучаването на органичната химия възникна следният въпрос: защо точките на кипене на алкохолите са много по-високи от съответните въглеводороди? Това се обяснява с факта, че водородни връзки се образуват и между молекулите на алкохола.
Повишаване на точката на кипене на алкохолите също се получава поради разширяването на техните молекули.
Водородната връзка е характерна и за много други органични съединения (феноли, карбоксилни киселини и др.). От курсовете по органична химия и обща биология знаете, че наличието на водородна връзка обяснява вторичната структура на протеините, структурата на двойната спирала на ДНК, т.е. феноменът на комплементарност.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Амоняк- водороден нитрид.
Формула – NH 3. Моларна маса – 17 g/mol.
Физични свойства на амоняка
Амонякът (NH3) е безцветен газ с остра миризма (миризмата на „амоняк“), по-лек от въздуха, силно разтворим във вода (един обем вода ще разтвори до 700 обема амоняк). Концентрираният амонячен разтвор съдържа 25% (маса) амоняк и има плътност 0,91 g/cm 3 .
Връзките между атомите в молекулата на амоняка са ковалентни. Общ изглед на молекулата АВ 3. Всички валентни орбитали на азотния атом влизат в хибридизация, следователно типът на хибридизация на молекулата на амоняка е sp 3. Амонякът има геометрична структура от типа АВ 3 Е - триъгълна пирамида (фиг. 1).
Ориз. 1. Структурата на молекулата на амоняка.
Химични свойства на амоняка
Химически амонякът е доста активен: той реагира с много вещества. Степента на окисление на азота в амоняка "-3" е минимална, така че амонякът проявява само редуциращи свойства.
Когато амонякът се нагрява с халогени, оксиди на тежки метали и кислород, се образува азот:
2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr
2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O
4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O
В присъствието на катализатор амонякът може да се окисли до азотен оксид (II):
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (катализатор - платина)
За разлика от водородните съединения на неметалните групи VI и VII, амонякът не проявява киселинни свойства. Въпреки това, водородните атоми в неговата молекула все още могат да бъдат заменени от метални атоми. Когато водородът е напълно заменен с метал, се образуват съединения, наречени нитриди, които също могат да бъдат получени чрез директно взаимодействие на азота с метала при високи температури.
Основните свойства на амоняка се дължат на наличието на несподелена електронна двойка на азотния атом. Разтвор на амоняк във вода е алкален:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —
Когато амонякът взаимодейства с киселини, се образуват амониеви соли, които се разлагат при нагряване:
NH3 + HCl = NH4Cl
NH 4 Cl = NH 3 + HCl (при нагряване)
Производство на амоняк
Има промишлени и лабораторни методи за производство на амоняк. В лабораторията амонякът се получава чрез действието на алкали върху разтвори на амониеви соли при нагряване:
NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O
NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O
Тази реакция е качествена за амониеви йони.
Приложение на амоняк
Производството на амоняк е един от най-важните технологични процеси в света. Годишно в света се произвеждат около 100 милиона тона амоняк. Амонякът се освобождава в течна форма или под формата на 25% воден разтвор - амонячна вода. Основните области на използване на амоняка са производството на азотна киселина (последващо производство на азотсъдържащи минерални торове), амониеви соли, урея, хексамин, синтетични влакна (найлон и найлон). Амонякът се използва като хладилен агент в промишлени хладилни агрегати и като избелващ агент при почистване и боядисване на памук, вълна и коприна.
Примери за решаване на проблеми
ПРИМЕР 1
| Упражнение | Каква е масата и обемът на амоняка, които ще са необходими за производството на 5 тона амониев нитрат? |
| Решение | Нека напишем уравнението за реакцията на получаване на амониев нитрат от амоняк и азотна киселина: NH3 + HNO3 = NH4NO3 Съгласно уравнението на реакцията количеството вещество амониев нитрат е равно на 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol. След това масата на амониевия нитрат, изчислена от уравнението на реакцията: m(NH4NO3) = v(NH4NO3) × M(NH4NO3); m(NH4NO3) = 1×80 = 80 t Съгласно уравнението на реакцията количеството амонячно вещество също е равно на 1 mol - v(NH 3) = 1 mol. След това масата на амоняка се изчислява по уравнението: m(NH3) = v(NH3)×M(NH3); m(NH3) = 1×17 = 17 t Нека направим пропорция и намерим масата на амоняка (практично): x g NH 3 – 5 t NH 4 NO 3 17 t NH 3 – 80 t NH 4 NO 3 x = 17×5/80 = 1,06 m(NH3) = 1,06 t Нека направим подобна пропорция, за да намерим обема на амоняка: 1,06 g NH3 – x l NH3 17 t NH 3 – 22,4×10 3 m 3 NH 3 x = 22,4×10 3 ×1,06 /17 = 1,4×10 3 V(NH 3) = 1,4 × 10 3 m 3 |
| Отговор | Маса на амоняка - 1,06 t, обем на амоняка - 1,4×10 m |
